МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ ДИСЦИПЛИНА «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» (КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИЕНЕНИЙ, СОЛИ)

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ВЛАДИМИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«ВЛАДИМИРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

ДИСЦИПЛИНА «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИЕНЕНИЙ, СОЛИ)

Специальность: (повышенный уровень)

Владимир

2021 год

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ВЛАДИМИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«ВЛАДИМИРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

Составлено в соответствии с государственными требованиями к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников для специальностей технического профиля

Заместитель директора по УР

И.Б. Борисова________________________

Составила: Беляева Н.В.

Владимир

2021 г.

Содержание

Введение. 4

Названия солей 4

Графическое изображение формул солей. 7

Классификация солей. 7

1. Кислые соли. 7

2. Средние соли. 9

3. Основные соли. 9

4. Двойные соли. 10

5. Комплексные соли …………………………………………………...11                                                                                 

Получение солей. 13

1. Реакция нейтрализации. 13

2. Реакция кислот с основными оксидами. 13

3. Реакция оснований с кислотными оксидами . 13

4. Реакция основных и кислотных оксидов между собой: 13

5. Реакция кислот с солями. 13

6. Реакция оснований с солями. 14

7. Реакция двух различных солей. 14

8. Реакция металлов с кислотами. 14

9. Реакция металлов с неметаллами. 15

10. Реакция металлов с солями. 15

Физические свойства. 15

Химические свойства солей. 17

1. Окислительно-восстановительные реакции солей. 17

2. Обменные реакции солей. 18

3. Разложение твердых солей…………………………………………..19

4. Гидролиз солей………………………………………………………...19

Вопросы и тесты для самопроверки…………………………………………….20

Список литературы………………………………………………………………22

Введение

Вещества, существующие в природе и получаемые химическим путем, подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Таких веществ сравнительно мало: кислород (О₂), водород (Н₂), озон (О₃), хлор (Cl₂), азот (N₂), железо (Fe), фосфор (P₄), алмаз (С),

графит (С) и другие. Сложные вещества состоят из атомов двух и более химических элементов, их называют химическими соединениями: Н₂О, Al₂O₃, H₂SO₄, NaOH, NaCl, CaCO₃. Число химических соединений огромно.

По составу и свойствам соединения подразделяются на основные (или важнейшие) и не основные классы. К основным относятся оксиды, основания, кислоты и соли. Они, в свою очередь, подразделяются на группы, в которых соединения наиболее близки по свойствам. Необходимо по каждому классу и по каждой группе соединений знать состав, классификацию, номенклатуру (правила составления названий), отличительные свойства и способы получения. Необходимо усвоить и показывать на конкретных примерах взаимосвязь между классами веществ. Обязательным требованием является

также умение решать задачи и упражнения по теме.

Названия солей

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH₄⁺. Примеры типичных солей приведены ниже.

NaCl – хлорид натрия,

Na₂SO₄ – сульфат натрия,

СаSO₄ – сульфат кальция,

СаCl₂ – хлорид кальция,

(NH₄)₂SO₄ – сульфат аммония.

Формула соли строится с учетом валентностей металла и кислотного остатка. Практически все соли – ионные соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны между собой ионы металла и ионы кислотных остатков:

Na⁺Cl^– – хлорид натрия

Ca²⁺SO₄^2– – сульфат кальция

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Названия солей в зависимости от кислотного остатка пприведены в таблице 1.

Таблица 1. Построение названий солей.

Соль какой кислоты	Кислотный остаток	Валентность остатка	Название солей	Примеры
Азотная HNO3	NO3-	I	нитраты	Ca(NO3)2 нитрат кальция
Кремниевая H2SiO3	SiO32-	II	силикаты	Na2SiO3 силикат натрия
Серная H2SO4	SO42-	II	сульфаты	PbSO4 сульфат свинца
Угольная H2CO3	CO32-	II	карбонаты	Na2CO3 карбонат натрия
Фосфорная H3PO4	PO43-	III	фосфаты	AlPO4 фосфат алюминия
Сернистая H2SO3	SO32-	II	сульфиты	Na2SO3 сульфит натрия
Марганцовая HMnO4	MnO4-	I	перманганаты	KMnO4          перманганат калия
Хромовая		II	хроматы	Na2CrO4 хромат натрия
Двухромовая		II	бихроматы	Na2Cr2O7 Бихромат натрия

Бромоводородная HBr	Br-	I	бромиды	NaBr бромид натрия
Иодоводородная HI	I-	I	иодиды	KI иодид калия
Сероводородная H2S	S2-	II	сульфиды	FeS сульфид железа (II)
Соляная HCl	Cl-	I	хлориды	NH4Cl хлорид аммония
Фтороводородная HF	F	I	фториды	CaF2 фторид кальция

Из таблицы 1 видно, что названия кислородсодержащих солей имеют окончания "ат", а названия бескислородных солей – окончания "ид".

В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание "ит". Например, Na₂SO₃ – сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H₂SO₄) и сернистой кислоты (H₂SO₃).

В таблице 2 приведены международные названия солей. Однако необходимо знать также русские названия и некоторые исторически сложившиеся, традиционные названия солей, имеющих важное значение.

Таблица 2. Международные, русские и традиционные названия солей.

Соль	Международное название	Русское название	Традиционное название
Na2CO3	Карбонат натрия	Натрий углекислый	Сода
NaHCO3	Гидрокарбонат натрия	Натрий углекислый кислый	Питьевая сода
K2CO3	Карбонат калия	Калий углекислый	Поташ
Na2SO4	Сульфат натрия	Натрий сернокислый	Глауберова соль
MgSO4	Сульфат магния	Магний сернокислый	Английская соль
KClO3	Хлорат калия	Калий хлорноватокислый	Бертолетова соль

Графическое изображение формул солей

Для того чтобы изобразить формулу соли графически, следует:

1.     Правильно написать эмпирическую формулу этого соединения.

2.     Учитывая, что любая соль может быть представлена как продукт нейтрализации соответствующей кислоты и основания, следует написать формулы кислоты и основания, образовавших данную соль. Например, гидросульфат кальция Сa(HSO₄)₂ можно получить при нейтрализации серной кислоты H₂SO₄ гидроксидом кальция Ca(OH)₂.

3.     Определить, какое количество молекул кислоты и основания требуется для получения молекулы этой соли. Например, для получения молекулы Ca(HSO₄)₂ требуется одна молекула основания (один атом кальция) и две молекулы кислоты (два кислотных остатка  HSO₄).

4.     Построить графические формулы установленного числа молекул основания и кислоты и, мысленно убрав участвующие в реакции нейтрализации и образующие воду анионы гидроксила основания и катионы водорода кислоты, получить графическое изображение формулы соли:

 

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, то есть как продукт замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атом металла или гидроксильных групп в молекуле основания на соответствующие кислотные остатки. В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные  и комплексные.

1. Кислые соли

Кислые соли - представляют собой продукты неполного замещения атомов водорода атомами металла. Кислые соли - продукт неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

От двухосновных кислот (H₂ SO₄, H₂ CO₃, H₂ S) производится только один тип кислых солей - однозамещенные (атом металла замещает только один атом водорода кислоты).

Например:

H₂ SO₄ при неполной нейтрализации едким натром образует только одну кислую соль -  NaHSO₄  .

От трехосновных кислот можно получить уже два типа кислых солей: однозамещенные и двухзамещенные.

Например:

при нейтрализации H₃PO₄ едким натром можно получить однозамещенную соль NaH₂PO₄:

H₃PO_{4  +}  NaOH = NaH₂PO_{4 +}   H₂O

и двухзамещенную соль Na₂HPO₄:

H₃PO_{4  +  2}NaOH = Na₂HPO_{4 +}  2 H₂O

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода.

Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium – водород). Например:

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия,

K₂HPO₄ – гидрофосфат калия,

KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

Любую соль можно получить соответствующей реакцией нейтрализации. Например, сульфит натрия образуется в реакции между сернистой кислотой и основанием (едким натром). При этом на 1 моль кислоты требуется взять 2 моля основания:

H2SO3	+	2 NaOH	=	Na2SO3	+	2 H2O
				сульфит натрия (средняя соль)

Если взять только 1 моль основания – то есть меньше, чем требуется для полной нейтрализации, то образуется кислая соль – гидросульфит натрия:

H2SO3	+	NaOH	=	NaHSO3	+	H2O
				гидросульфит натрия (кислая соль)

Диссоциация:

При диссоциации соли дают катионы металла (NH₄⁺), ионы водорода и анионы кислотного остатка.

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^- ↔ Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-

2. Средние соли

Средние соли можно рассматривать, как продукт полного замещения атомов водорода атомами металла:

2NaOH		H2 SO4		Na2SO4		2H2O
Основание		кислота		средняя соль

Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка. Например, все соли из таблицы 1 являются средними солями.

Диссоциация:

При диссоциации соли дают катионы металла (или NH₄⁺) и анионы кислотного остатка.

Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ +SO₄^2-

3. Основные соли

Основные соли можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксильных групп основания или амфотерного гидроксида на кислотные остатки. Основные соли - продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой.

Основные соли могут давать только многокислотные основания, причем двухкислотные основания образуют только один тип основных солей, а трехкислотные - два.

Например:

Mg(OH)₂ - двухкислотное основание

Mg(OH)2 + HNO3  =	MgOHNO3	+ H2O  ,
	основная соль

при дальнейшей нейтрализации образуется средняя соль:

MgOHNO3  +  HNO3  =	Mg(NO3)2	+ H2O  ,
основная соль	средняя соль

Al(OH)₃ - трехкислотное основание

Al(OH) 3+  HCl =		Al(OH) 2Cl	+ H2O  ,
Al(OH) 2 Cl +  HCl =	AlOH Cl2		+ H2O  ,
	основная соль

при дальнейшей нейтрализации - средняя соль:

AlOH  Cl 2+  HCl =	Al Cl3	+ H2O  ,
основная соль	средняя соль

Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример, показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Mg(OH)2	+	2 HCl	=	MgCl2	+	2 H2O
				хлорид магния (средняя соль)

Mg(OH)2	+	HCl	=	Mg(OH)Cl	+	H2O
				гидроксохлорид магния (основная соль)

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы.

Основные соли образуются только из многокислотных оснований. Одноокислотные основания таких солей образовать не могут.

Диссоциация:

При диссоциации соли дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl↔  [Zn(OH)]⁺ + Cl^- ↔ Zn²⁺ + OH^- + Cl^-

4. Двойные соли

Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов, или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот.

Например:

KAl(SO₄)₂ – алюмокалиевые  квасцы, сульфат алюминия-калия, KCr(SO₄)₂ –хромовокалиевые  квасцы, сульфат хрома - калия,  CaCl₂ O – известь

Диссоциация:

При диссоциации соли дают два катиона металлов и один анион кислотного остатка.

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

5. Комплексные соли

Комплексные соли – соли, в состав которых входят комплексные ионы. (Комплексными называются соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.) Например, при взаимодействии сульфата меди (II) с аммиаком происходит реакция:

CuSO₄ + 4NH₃=[Cu(NH₃) ₄]SO₄

Или в ионной форме: Cu²⁺+ 4NH₃ = [Cu(NH₃) ₄] ²⁺

Ионы, которые подобно [Cu(NH₃) ₄] ²⁺, образуются путем присоединения к данному иону нейтральных молекул или ионов противоположного знака, называются комплексными ионами.

Строение:

При написании формул комплексных соединений комплексообразователь с лигандами (внутреннюю сферу) заключают в квадратные скобки. Этим подчеркивается, что в растворе комплексный ион почти не диссоциирует на составляющие его частицы. На рис.1 показана схема строения комплексного соединения К₃[Fe(CN)₆].

Рис. 1.
Схема строения
координационного соединения K₃[Fe(CN)₆]

Положительно заряженный ион-комплексообразователь в первую очередь стремится окружить себя отрицательно заряженными лигандами (анионами) и затем нейтральными лигандами. Сумма зарядов комплексообразователя, лигандов и ионов внешней сферы равна нулю.

Внешняя сфера комплексного соединения может состоять из катионов, если комплексный ион заряжен отрицательно, или анионов, если комплексный ион заряжен положительно, и может совсем отсутствовать, если заряд комплекса равен нулю.

Например, K₄[Fe(CN)₆]: [Fe(CN)₆]^4- – внутренняя сфера; К⁺ – внешняя сфера; Fe²⁺ – комплексообразователь, или центральный атом; CN^- – лиганд; 6 – координационное число;

[Ni(NH₃)₆]Cl₂: [Ni(NH₃)₆]²⁺ – внутренняя сфера; Cl^- – внешняя сфера; Ni²⁺ – комплексообразователь, или центральный атом; NH₃ – лиганд; 6 – координационное число.

[Pt(NH₃)₂Cl₄]: [Pt(NH₃)₂Cl₄]⁰ – внутренняя сфера; внешняя сфера отсутствует; Pt⁴⁺ – комплексообразователь; NH₃; Cl^- – лиганды; 6 – координационное число (2+4).

Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH^-, CN^-, NH₃, CO, H₂O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью.

 Названия комплексных соединений. На первом месте записывается комплексообразователь, а за ним – лиганды. Число лигандов отмечается цифрой в нижнем индексе. Формулу комплексного иона (внутренняя сфера) заключают в квадратные скобки, и тогда заряд комплексного иона записывается в верхнем индексе за скобками.

В формуле комплексной соли (или соединения) частицы внешней сферы записывают перед скобками, если ионы имеют положительный заряд (катионы), и после скобок, если их заряд отрицателен (анионы). Числа ионов внешней сферы отмечаются нижним индексом при формуле иона.

Например:

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия,
[Cu(NH₃)₄]Cl₂ – дихлорид тетраамминмеди(II).

Формула комплексного соединения читается в обратной последовательности ее написания, т.е. справа налево.

Если комплексный ион является катионом и после квадратных скобок записаны анионы, то сначала дают их название в именительном падеже, а затем (в записи словами делается промежуток) переходят к числу лигандов и их названию и наконец говорят о комплексообразователе в родительном падеже с указанием римской цифрой в круглых скобках его заряда.

Например:

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ – гидроксид тетраамминмеди(II),
[Pt(H₂O)(NH₃)₂OH]NO₃ – нитрат гидроксодиамминакваплатины(II).

Если комплексный ион является анионом и катионы внешней сферы записаны перед квадратными скобками, то название начинается с числа лигандов, затем указываются лиганды, далее комплексообразователь с его зарядом и наконец катионы внешней сферы в родительном падеже.

Например:

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия.

Диссоциация:

При диссоциации отщепляются сложные ионы, которые затем подвергаются вторичной диссоциации.

K₄[Fe(CN)₆] ↔ 4K⁺ + [ Fe(CN)₆] ^4-

[ Fe(CN)₆] ^4- ↔ Fe²⁺  + 6 CN^-

Получение солей

1. Реакция нейтрализации

Растворы кислоты и основания смешивают в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль.

Например:

H2SO4	+	2 KOH	=	K2SO4	+	2 H2O
				сульфат калия

2. Реакция кислот с основными оксидами

Это вариант реакции нейтрализации.

Например:

H2SO4	+	CuO	=	CuSO4	+	H2O
				сульфат меди

3. Реакция оснований с кислотными оксидами

 Это также вариант реакции нейтрализации:

Ca(OH)2	+	CO2	=	CaCO3	+	H2O
				карбонат кальция

4. Реакция основных и кислотных оксидов между собой

CaO	+	SO3	=	CaSO4
				сульфат кальция

5. Реакция кислот с солями

Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

Например:

H2S	+	CuCl2	=	CuS (осадок)	+	2 HCl
				сульфид меди

6. Реакция оснований с солями

Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью.

Например:

3 NaOH	+	FeCl3	=	Fe(OH)3	+	3 NaCl
				(осадок)		хлорид натрия

7. Реакция двух различных солей

Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

Например:

AgNO3	+	KCl	=	AgCl (осадок)	+	KNO3
				хлорид серебра		нитрат калия

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор выпаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na⁺ + Cl^- + K⁺ + Br^-

Если такой раствор выпарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8. Реакция металлов с кислотами

В способах 1-7 имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения). Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов, вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

Fe	+	H2SO4(разб.)	=	FeSO4	+	H2­
				сульфат железа II

9. Реакция металлов с неметаллами

Эта реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым":

2 K	+	Cl2	=	2 KCl
				хлорид калия

10. Реакция металлов с солями

Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее (Рис.1), способны вытеснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей:

Zn	+	CuSO4	=	Cu	+	ZnSO4
				порошок меди		сульфат цинка

Рис.1 Электрохимический ряд активности металлов

Физические свойства

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной температуре

Кати- оны	Анионы
	F-	Cl-	Br-	I-	S2-	NO3-	CO32-	SiO32-	SO42-	PO43-
Na+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
K+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH4+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg2+	РК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	Р	РК
Ca2+	НК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	М	РК
Sr2+	НК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	РК	РК
Ba2+	РК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	НК	РК
Sn2+	Р	Р	Р	М	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Pb2+	Н	М	М	М	РК	Р	Н	Н	Н	Н
Al3+	М	Р	Р	Р	Г	Р	Г	НК	Р	РК
Cr3+	Р	Р	Р	Р	Г	Р	Г	Н	Р	РК
Mn2+	Р	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe3+	Р	Р	Р	-	-	Р	Г	Н	Р	РК
Co2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Ni2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cu2+	М	Р	Р	-	Н	Р	Г	Н	Р	Н
Zn2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cd2+	Р	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg2+	Р	Р	М	НК	НК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg22+	Р	НК	НК	НК	РК	Р	Н	Н	М	Н
Ag+	Р	НК	НК	НК	НК	Р	Н	Н	М	Н

Условные обозначения:

Р — вещество хорошо растворимо в воде; М — малорастворимо; Н — практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и (или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

        Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например

СаВг₂ • ЗС₂Н₅ОН.

Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

Химические свойства солей

1. Окислительно-восстановительные реакции солей

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

а) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:

Hg2+SO4	+	Sn0	=	Hg0	+	Sn2+SO4
соль менее активного металла (окислитель)		более активный металл (восстановитель)

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее, являются более активными.

б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда – многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками.

Например:

Na2S–2	+	Br20	=	S0	+	2 NaBr–1
соль сероводородной кислоты				сера

2 KI–1	+	H2O2–1	+	H2SO4	=	I20	+	K2SO4	+	2 H2O–2
соль иодоводородной кислоты						иод

2 KMn+7O4	+	16 HCl–1	=	5 Cl20	+	2 KCl	+	2 Mn+2Cl2	+	8 H2O
соль марганцевой кислоты								хлорид марганца

2 Pb(N+5O3–2)2	=	2 PbO	+	4 N+4O2	+	O20
соль азотной кислоты	при нагревании

2. Обменные реакции солей

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют:

а) с кислотами;

б) с щелочами:

в) с другими солями.

При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO₄ + H₂S = CuS (осадок) + H₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl (осадок) + HNO₃

---

б) FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ (осадок) + 3 NaCl

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂ (осадок) + K₂SO₄

---

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ (осадок) + 2 KCl

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ (осадок) + 2NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

3. Термическое разложение твердых солей

a)    Карбонаты:
       t°
СаСО₃ СаО + СО₂

b)    Гидрокарбонаты:

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃↓ + CO₂­ + H₂O

c)     Нитраты: 2Cu(NO₃)₂  2CuO + 4NO₂­↑ + O₂­

d)    Соли аммония:  NH₄Cl NH₃­↑ + HCl­

4.Гидролиз солей

Вода — слабый электролит. В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны. В растворах солей это равновесие нарушается, если соль образована слабым основанием или слабой кислотой.

Взаимодействие ионов растворимой соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется гидролизом.

Гидролизу подвергаются лишь те соли, в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), так как только при этом условии образуется слабый электролит, "несвязанные" ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную среду.

1. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, гидролизуются по аниону. Это обратимый процесс. Краткое ионное уравнение (в общем виде) отражает взаимодействие одного аниона слабой кислоты с одной молекулой воды, приводящее к присоединению протона и образованию одной молекулы слабой одноосновной кислоты или одного гидроаниона слабой многоосновной кислоты. Реакция среды в растворе такой соли щелочная.

Na₂CO₃+ H₂O ↔ NaOH+ NaHCO₃

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуются по катиону. Каждый такой катион обратимо взаимодействует с одной молекулой воды, отрывая от нее один гидроксид-ион. При этом образуются либо слабое однокислотное основание, либо гидроксокатион слабого многокислотного основания. Реакция среды в растворах таких солей кислая.

2NH₄ SO₄+2 H₂O ↔2NH₄OH+ H₂SO₄

 
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу в наибольшей степени (и по аниону, и по катиону), связывая и Н+, и ОН^--ионы воды. Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной. В тех случаях, когда соль образована ионами слабого нерастворимого многокислотного основания и слабой летучей многоосновной кислоты (например, сульфиды алюминия и хрома), гидролиз протекает мгновенно и необратимо. Такие соли не существуют в водном растворе, так как вступают с водой в необратимую химическую реакцию гидролиза, приводящую к образованию осадка слабого основания и летучей кислоты.

Al₂S₃+ H₂O ↔3H₂ S+2 Al(OH)₃

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут связать ионы воды в слабый электролит. Реакция среды в растворах таких солей практически нейтральная. (NaCl)

6. Вопросы и тесты для самопроверки

1. Напишите уравнения реакций следующих превращений (число стадий должно быть минимальное): 

где Xi – вещества, содержащие хлор.

2. В четырёх пробирках находятся сухие соли CaCO₃, NH₄Cl, Pb(NO₃)₂, Na₂S.

Используя минимальное число реагентов, проведите идентификацию каждого вещества. Напишите уравнения реакций.

3. Закончите уравнения реакций. Определите, какие соли (средние, кислые, основные) получаются при данном мольном соотношении реагентов. Назовите эти соли.

а) 2NaOH + H₂SO₄ =

б) KOH + H₂SO₄ =

в) 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ =

г) Ca(OH)₂ + H₃PO₄ =

д) Ca(OH)₂ + HBr =

е) Ca(OH)₂ + 2HBr =

4. Напишите уравнения реакций нейтрализации, в которых получаются следующие соли: Na₂CO₃, NaHCO₃, Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄, AlCl₃, Al(OH)Cl₂, Al(OH)₂Cl. Назовите эти соли.

5. К раствору H₂SO₄ добавили раствор NaOH. Образовалось 3,6 г гидросульфата натрия NaHSO₄ и 2,84 г сульфата натрия Na₂SO₄. Определите, сколько было в растворе серной кислоты и сколько прибавлено едкого натра (в граммах).

6. К раствору, содержащему 1,96 г фосфорной кислоты H₃PO₄, прибавили раствор, содержащий 2,8 г гидроксида калия KOH. Какие соли и в каком количестве образовались в результате реакции нейтрализации?

7. Какое взаимодействие является реакцией нейтрализации?

1) BaCl₂ + H₂SO₄=      2) Na + H₂SO₄ =

3) NaOH + CO₂=         4) KOH + H₂SO₄ =

8. Для реакции, схема которой приведена в молекулярном виде  NaHCO₃ + HCl → CO₂ + NaCl + Н₂О напишите  краткое  ионно-молекулярное  уравнение. 

9. К раствору карбоната натрия прилили раствор: а) хлорида натрия; б) гидроксида натрия; в) хлороводородной кислоты; г) хлорида кальция. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций.

10. Продолжите уравнения реакций и уравняйте их. Если есть продукты, выпадающие в осадок или выделяющиеся в виде газа, поставьте после них стрелку вниз или вверх.

1) AgNO₃ + FeCl₃ =   2) Pb(NO₃)₂ + K₂S =   3) Ba(NO₃)₂ + Al₂(SO₄)₃ =

4) CaCl₂ + Na₃PO₄ =  5) Na₂S + HCl =   6) (NH₄)₂SO₄ + KOH =

7) K₂CO₃ + H₂SO₄ =   8) Ba(HCO₃)₂ + H₂SO₄ =  9) Al₂O₃ + KOH (избыток) =

10) SiO₂ + NaOH =   11) NaHCO₃ + HCl =  12) NaHCO₃ + NaOH =

13) [Cu(OH)]₂SO₄ + KOH =  14) [Cu(OH)]₂SO₄ + H₂SO₄ =

15) MgO + HBr =  16) MgO + SO₃ =  17) K₂S + HNO₃ = кислая соль + ...

18) Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = основная соль + ...

19) FeSO₄ + KMnO₄ + ... = MnSO₄ + ...20) K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ =

7. Литература

1.  Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов. – М. : Высшая школа, 2006. – 743 с.

2.  Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л. : Химия, 2004. – 728 с.

3.  Некрасов, Б.В. Основы общей химии / Б.В. Некрасов. – М. : Химия, 2003. –Т.1. – 656 с.; Т 2. – 688 с.

4.  Карапетьянц, М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. – М. : Химия, 1993. – 588 с.

5.  Кузьменко, Н.Е. Общая и неорганическая химия : пособие для поступающих в вузы / Н.Е. Кузьменко, С.С. Чуранов. – М. : Изд-во МГУ, 1977. – 474 с.

6.  Волков, Н.И. Химия / Н.И. Волков, М.А. Мелихова. – М. : Академия, 2007. – 336 c.

7.  Ардашникова,  Е.И.  Сборник  задач  по  неорганической  химии / Е.И.  Ардашникова, Г.Н. Мазо, М.Е. Тамм ; под ред. академика Ю.Д. Третьякова. – М. : Академия, 2008. – 208 с.

8.  Романцева,  Л.М.  Сборник  задач  и  упражнений  по  общей  химии / Л.М.  Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова. – М : Высшая школа, 1991. – 288с.

9.  Сборник упражнений и усложненных задач с решениями по химии / Т.П. Адамович, Г.И. Васильева, Г.А. Попкович, А.Р. Улазова. – Мн. : Вышэйшая школа, 1979. – 255 с.

10. Любимова, Н.Б. Вопросы задачи по общей и неорганической химии / Н.Б. Любимова. – М. : Высшая школа, 1990. – 351 с.

11. Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии / под ред. проф. Ф.Я. Кульба. – Л. : Химия, 1976. – 280 с.

12. Лидин, Р.А. Задачи по неорганической химии / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева. – М. : Высшая школа, 1990. – 319 с.